《盐类的水解》习题解析.doc

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1、高二化学加强班教学资料专题二盐类水解[知识要点]一、盐类水解的概念：1、概念:在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH－生成弱电解质的反应。2、实质：盐电离出的离子（弱碱阳离子、弱酸阴离子）使水的电离平衡正向移动，促进水的电离。3、特点：可逆、微弱、吸热。二、各种盐水解的情况：强酸弱碱盐——水解，溶液呈酸性，pH＜7强碱弱酸盐——水解，溶液呈碱性，pH＞7强酸强碱盐——水解，溶液呈中性，pH=7弱酸弱碱盐——水解程度大，溶液酸碱性看弱酸弱碱的相对强弱。熟记口决：谁弱谁水解，谁强呈谁性。有弱才水解无弱不水解两强不水解，溶液呈中性。或谁弱谁水解都弱都水解两弱双水解，溶液待分析。谁强

2、显谁性三、盐类水解离子方程式的书写：1、只有弱酸根离子或弱碱根离子才能水解。2、水解是可逆反应，要用“”，而不用“==”3、一般情况下，水解反应程度较小，不会生成沉淀和气体，不写“↓”和“↑”。4、多元弱酸根离子，它的水解是分步进行的，第一步水解趋势远大于第二步水解，因此在书写离子方程式时一般只写第一步。四、影响盐类水解因素：1、内因：盐的本性决定，如：酸性越弱的酸根离子，水解程度越大。例如在相同条件下，溶液的pH值：Na2SiO3>Na2CO3>Na2SO32、外因：①温度：温度越高，水解程度越大②酸碱性：改变溶液的pH值，可以抑制或促进水解。例如在FeCl３溶液中加酸会抑制水

3、解。③浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。五、需要考虑盐类水解的几种情况：1、判断盐溶液的酸碱性和比较溶液pH值大小时要考虑此盐是否水解。例如相同浓度的①NH4Cl、②Na2CO3、③KOH、④H2SO4、⑤Na2SO4、⑥CH3COONa六种物质的溶液，它们的pH值大小是③>②>⑥>⑤>①>④。2、分析盐溶液中的离子种类和比较盐溶液中离子浓度大小时要考虑此盐是否水解。例如在Na2CO3溶液中由于水解,它所含的离子有:Na+、CO32-、HCO3-、OH-和H+。溶液中离子浓度由大到小的顺序为:[Na+]>[CO32-]>[OH-]>[HCO3-]>[H+]，而且[Na+]>2[

4、CO32-]3、配制或贮存某些盐的溶液时，要考虑盐的水解：例如，配制FeCl3溶液时加少量盐酸，配制CuSO4溶液时加少量H2SO4都是为了防止Fe3+、Cu2+的水解。4、判断溶液中的离子能否大量共存时要考虑水解：例如，Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、AlO2-等因能发生“双水解”而不能大量共存。5、制取某些盐的无水晶体时要考虑盐的水解：例如,不能用蒸干溶液的方法制取FeCl3和AlCl3晶体，就是因为Fe3+和Al3+水解的缘故，但可在氯化氢的气氛中获得。6、判断强酸与弱碱或者强碱与弱酸中和后溶液的酸碱性时要考虑水解：例如，CH3COOH和NaOH等物质的量反应后溶

5、液的pH值>7。[例题解析]例１：物质的量浓度相等的下列溶液，pH值由大到小的顺序是（）A．Na2CO3NaHCO3NaClNH4ClB．NaHCO3Na2CO3NH4ClNaClC．NH4ClNaClNaHCO3Na2CO3D．Na2CO3NH4ClNaHCO3NaCl评析：本题属于对盐类水解知识的简单应用能力的考查。对于盐溶液酸碱性强弱顺序的选择题,可以根据盐类水解规律将各溶液pH值由大到小顺序排列,然后与各选项比较:Na2CO3的水解为:CO32－+H2OHCO3－+OH－(强),HCO3－+H2OH2CO3+OH－(弱)，因此Na2CO3具有较强的碱性，pH值>7。NaH

6、CO３的水解为:HCO3－+H2OH2CO3+OH－(弱)，因此NaHCO3具有较弱的碱性，pH值也>7。NaCl不水解，溶液呈中性，pH值=7。NH４Cl的水解为：NH４++H2ONH３·H2O+H+溶液呈酸性，pH值<7。实际上本题是先按盐的水解规律分析溶液的酸碱性，再将溶液中的[H+]、[OH－]离子浓度相对大小换元为溶液的pH值大小，从而得出结论。答案：A例２：(1996年上海)物质的量浓度相同的下列溶液中，NH４+浓度最大的是：（）A．NH4ClB．NH4HSO4C．CH3COONH4D．NH4HCO3评析：本题考查影响盐水解平衡移动的相关因素。在所给的四种铵盐中，都存

7、在NH４+的水解平衡：NH４++H2ONH３•H2O+H+。如果铵盐中阴离子对此平衡没有影响，则[NH4+]应该相同。所以比较[NH4+]的大小,实际上就是分析阴离子对NH４+水解平衡影响的情况。Ａ项，Cl－不水解,对平衡无影响。Ｂ项，HSO4－H++SO４２－使溶液呈酸性，[H+]增大，抑制NH４+的水解,使平衡向左移动，[NH4+]大于NH4Cl中的[NH4+]。Ｃ项，CH3COO－能水解：CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－产生OH－与H+中和，降低[H+],使NH